O kráse země i historie naší

Vítejte na nicotna.osoba.cz Michal Šedivý

Sbírka vlakové pošty

7. Acidobazické děje a rovnováhy

 

7. Acidobazické děje a rovnováhy


Kyselina je látka schopná předávat proton jiné látce. Kyselina je donor protonu (H+).

Zásada je látka schopná od jiné látky proton přijímat. Zásada je akceptor protonu.


Každou protolytickou rovnováhu (takovou kde dochází k přijímání a odevzdávání protonů) je tedy možno rozdělit na dvě dílčí rovnováhy:

H2O + H+ H3O+ a H2O OH- + H+

Při protolytické reakci předá kyselina svůj proton a stane se z ní zásada a ze zásady se přijmutím protonu stane kyselina. Každá z těchto dvojic, lišících se o proton, se nazývá konjugovaný pár nebo protolytický systém. Při protolytické reakci reaguje vždy kyselina jednoho protolytického systému se zásadou druhého protolytického systému.

konjugovaný pár 1

kyselina 1 + zásada 2 kyselina 2 + zásada 1

  • konjugovaný pár 2

Táž látka může být v jedné protolytické reakci kyselinou a v jiné zásadou (např. kys. octová s amoniakem (K) a s kys. jodovodíkovou (Z)). Označení látky termínem kyselina nebo zásada tedy může být relativní a závisí na schopnosti obou výchozích látek vázat či uvolňovat proton.


Disociace kyselin a zásad

Elektrolytická disociace kyseliny ve vodě vede k ustavení protolytické rovnováhy, kterou lze charakterizovat rovnovážnou konstantou Kc.

Např.: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Kc=([CH3COO-]r[H3O+]r) / ([CH3COOH]r[H2O]r)

Ve vodném roztoku je voda vzhledem ke kyselině vždy v nadbytku a její koncentrace se ani při disociaci kyseliny prakticky nemění. Lze tedy její koncentrací celou rovnici vynásobit a odvodit novou konstantu

Ka -disociační konstanta (Ka = Kc [H2O]) Ka=([CH3COO-]r[H3O+]r) / [CH3COOH]r


Elektrolytická disociace zásady ve vodě vede k ustavení protolytické rovnováhy, kterou lze charakterizovat rovnovážnou konstantou Kc, nebo také disociační konstantou zásady Kb.

Např.: NH3 + H2O NH4+ + OH- Kb=([NH4+]r[OH-]r) / [NH3]r

Hodnoty disiciačních konstant různých látek jsou tabelovány a slouží mimo jiné i jako kvantitativní měřítko pro třídění kyselin a zásad na silné, středně silné a slabé: silné Ka,b 10-2

střední Ka,b 10-2 až 10-4

slabé Ka,b 10-4


Disociační stupeň

Používá se k vyjádření množství molekul, které v roztoku disociují. Je obdobou stupně konverze a udává, jaká část molekul se z každého molu elektrolytu rozštěpí ne ionty.

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

počátční koncentrace c 0 0

rovnovážné koncentrace c (1-) c c

Ka=([CH3COO-]r[H3O+]r) / [CH3COOH]r = c c / c(1-) = c2 / 1-

Pokud je ve jmenovateli tak malý, že ho lze proti jedničce zanedba, uvedený výraz lze zjednodušit na:

Ka = c2 = (Ka/c)


Disociace vody (autoprotolýza vody)

Její molekuly mohou protony jak přijímat, tak odevzdávat.

H2O + H2O H3O+ + OH-

Kc = [H3O+]r[OH-]r / [H2O]r2

Při disociaci vody připadá při 25C na dvojici iontů H3O+ a OH- asi 555 mil. nedisociovaných molekul vody. Proto lze koncentraci nedisociovaných molekul vody pokládat ze konstantní a odvodit novou konstantu iontový součin vody Kv. (Kv = Kc [H2O]r2) Kv = [H3O+]r[OH-]r

Tato konstanta je velmi důležitá; pro 25C má hodnotu Kv = 1*10-14. Součin koncentrací H3O+ a OH- se rovná Kv nejen v čisté vodě, ale i ve vodných roztocích. Koncentrace iontů H3O+, která určuje kyselost roztoku, se ve vodných roztocích mění v širokém rozmezí zhruba od 10 do 10-15 mol-1.Protože počítání se zápornými exponenty je nepraktické, byla zavedena logaritmická stupnice pH, která vychází z definice tzv. vodíkového exponentu pH: pH = -log [H3O+] Podle hodnot pH dělíme roztoky na: neutrální [H3O+]= [OH-] pH=7

kyselé [H3O+]> [OH-] pH<7

zásadité [H3O+]< [OH-] pH>7

Neutralizace a hydrolýza solí

Při reakci vodného roztoku kyseliny s vodným roztokem hydroxidu dochází ke spojování převážné většiny iontů H3O+ a OH- na neutrální molekuly vody. Proto byly tyto reakce nazvány neutralizace. „Vedlejším produktem“ neutralizace je roztok soli. HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(l)

Některé ionty soli mohou v daném rozpouštědle (ve vodě) vystupovat jako kyseliny nebo zásady. Při reakci těchto iontů s vodou vznikají samostatné ionty H3O+ nebo OH-, které způsobí, že vodný roztok soli může být neutrální, kyselý nebo zásaditý.

Protolytická reakce iontů soli s vodou se nazývá hydrolýza soli. Mohou nastat tyto případy:

a) roztok soli se silně kyselým kationtem, obsahující anion, který s vodou nereaguje (chlorid amonný), reaguje kysele: NH4+ + H2O H3O+ + NH3

kyselina 1 zásada2 kyselina 2 zásada 1

b) roztok soli se silně zásaditým aniontem, obsahující kation, který s vodou nereaguje (octan sodný) reaguje zásaditě: H2O + CH2COO- CH3COOH + OH-

kyselina 1 zásada2 kyselina 2 zásada 1

c) roztok soli se silně kyselým kationtem a silně zásaditým aniontem (octan amonný) reaguje neutrálně. Probíhají současně dvě protolytické reakce:

NH4+ + H2O H3O+ + NH3

kyselina 1 zásada2 kyselina 2 zásada 1


H2O + CH2COO- CH3COOH + OH-

kyselina 1 zásada2 kyselina 2 zásada 1

d) roztok soli s kationtem a aniontem, které s vodou nereagují (např.: NaCl, KNO3, NaSO4), hydrolýze nepodléhá – vodný roztok je neutrální.

Poslední komentáře
23.09.2007 16:15:06: Já to stejně nepochopím.Ale děkujismiley${1}.
 
Made by: MICHAL ŠEDIVÝ studio Lísek 26 Postupice ANNO 2006